Bindungsarten - Die Hauptvalenzbindungen

Bei allen Elementen und Elementkombinationen, den Molekülen und Verbindungen, kommt es zwischen den Valenzelektronen zu Wechselwirkungen. Durch die Ausbildung von Bindungen entstehen energetisch niedrigere und somit stabilere Zustände. Man unterscheidet zwischen vier Hauptvalenzbindungen:

Kovalente Bindung

Die kovalente Bindung ist eine reine Elektronenpaarbindung, die auch homöopolare Bindung heißt. Die an den Bindungen beteiligten Atome teilen sich ihre Valenzelektronen auf. Formal besitzt dadurch jedes der Atome im zeitlichen Mittel durch die Elektronenpaarbildung komplett gefüllte Orbitale.

H-Molekül Wasserstoff kommt normalerweise nur molekular vor. Zwei H-Atom mit ihren halb besetzten s-Orbitalen treten in Wechselwirkung miteinander. Beide Orbitale überlappen sich. Jedes s-Orbital für sich gesehen hat Anteil an 2 Elektronen, einem Elektronenpaar. Es erlangt damit kurzzeitig einen energetisch niedrigeren Zustand.

Zwei Chloratome mit jeweils 7 Valenzelektronen (2s- und 5p-Elektronen) schließ sich zum Chlormolekül zusammen. Es entsteht eine Elektronenpaarbindung bei der sich zwei halb besetzte p-Orbitale überlappen. Das Valenzband erreicht die scheinbar vollständige Besetzung mit 8 Elektronen. Sie wird Edelgaskonfiguration genannt und ist energetisch besonders günstig.

Das Sauerstoffatom hat auf seiner Außenschale 6 Valenzelektronen. Das s-Orbital ist mit 2 Elektronen komplett besetzt und im Bild nicht dargestellt. In der Abbildung wird das pz-Orbital mit 2 Elektronen als voll besetzt angenommen. Einfach besetzt dagegen ist das px- und py-Orbital. Im Sauerstoffmolekül überlappen die jeweiligen px- und py-Orbitale zu Bindungsorbitalen. Es entstehen zwei Elektronenpaarbindungen. Jedes Sauerstoffatom scheint somit im Mittel eine komplett besetzte p-Orbitalschale zu haben.

O-Orbitalmodell

Das Stickstoffatom mit 5 Valenzelektronen bildet drei Elektronenpaarbindungen und erreicht so einen energetisch günstigen stabilen Zustand. Im Grafit Kohlenstoffgitter kommt es zu Elektronenpaarbindungen zwischen benachbarten Kohlenstoffatomen innerhalb einer Ebene. Das Kohlenstoffatom besitzt 4 Valenzelektronen und erreicht die Edelgaskonfiguration durch 4 Elektronenpaarbindungen.

Im Wassermolekül fehlen dem Sauerstoffatom 2 Elektronen zur vollständigen Besetzung des p-Orbitals. Die Wasserstoffatome können diese Elektronen zu Verfügung stellen. Bei der Wechselwirkung des s- und p-Orbitals erreichen beide Elemente einen energetisch niedrigeren und folglich stabileren Zustand. Die räumliche Anordnung der p-Orbitale und die Tatsache, dass die Bindungspartner eine unterschiedlich starke Anziehung auf Elektronen haben, gibt dem Wassermolekül seine charakteristische Dipoleigenschaft. Wasser besitzt eine polarisierte Atombindung.

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Koordinative Bindung

Die koordinative oder semipolare Bindung stellt einen Sonderfall der kovalenten Bindung dar. Bei ihr reagieren verschiedene Moleküle miteinander, die für sich genommen kovalente Bindungen aufweisen. Rein schematisch betrachtet gibt dabei einer der Reaktionspartner Valenzelektronen an den anderen Bindungspartner ab. In jedem Partner sind dann nur noch die energetisch günstigen Orbitale mit Elektronen besetzt. Diesen Bindungstyp trifft man in vielen Komplexverbindungen und bei den metallorganischen Verbindungen an.

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Heteropolare Bindung

Heteropolare Bindungen werden auch als Ionenbindung oder Elektrovalenz bezeichnet. Sie beruht auf der elektrostatischen Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen. Ionen bilden sich aus den beteiligten Atomen durch die Aufnahme oder Abgabe von Valenzelektronen. Das zum Ion gewordene Atom hat nur noch komplett gefüllte Orbitale. Ionen sind positiv oder negativ geladene Teilchen, die für sich alleine nicht stabil sind.
Ionenbindung

Im Natriumchlorid, dem Kochsalz, besitzt das Natriumatom 1 Elektron im Valenzband, der 3s-Schale. Dem Chloratom fehlt zur vollständigen Orbitalbesetzung seines Valenzbands, der 3p-Schale, genau 1 Elektron. Gibt das Natriumatom sein Außenelektron an das Chlor ab, so ist die Energiebilanz der Orbitale beider Atome begünstigt. Aus den zuvor elektrisch neutralen Atomen sind Ionen geworden. Das Natriumion ist einfach positiv, das Chlorion einfach negativ geladen. Die Verbindung Natriumchlorid ist im Kristallgitter und in wässriger Lösung elektrisch neutral. Die Atomradien und Ionenradien weisen deutliche Unterschiede auf.

  • Teilchenradien in Ångstroem ( 1 Å = 10−10 m )
  • Atomradius vom Natrium   Na : 1,9 Å    Ionenradius    Na+ :  0,95 Å
  • Atomradius vom Chlor       Cl  :  0,8 Å   Ionenradius    Cl¯  :  1,81 Å

Heteropolare Bindungen bilden sich bevorzugt zwischen Metallen und ausgesprochenen Nichtmetallen aus. Die gegenseitige elektrostatische Anziehung. Die Bindungskraft lässt sich mithilfe des Coulombschen Gesetzes berechnen. Die Ionenbindung ist ungerichtet, da die Ladungskräfte eine kugelförmige Verteilung aufweisen. Im Ionenkristallgitter ist jede Ionenart von der größtmöglichen Anzahl entgegengesetzt geladener Ionen umgeben. Die Koordinationszahl hängt vom jeweiligen Ionenradius der beteiligten Kationen und Anionen ab. Ionenkristalle sind im Normalfall keine elektrischen Leiter. In ihren Kristallgittern stehen keine freien Elektronen zum Ladungstransport zur Verfügung.

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Metallische Bindung

Die Valenzelektronen der Metalle lassen sich keinem speziellen Atompaar zuordnen. Sie gehören dem Atomgitter insgesamt an. Bei metallischen Bindungen sind die an der Bindung beteiligten Elektronen innerhalb des Metallgitters ziemlich frei beweglich. Diese Bindungsart unterscheidet sich damit wesentlich von den lokalisierten, örtlich begrenzten Bindungen. Man findet sie nicht nur bei den reinen Metallen, sondern auch bei deren Legierungen.